UNIDAD 3

UNIDAD 3

1. Equilibrio quimico

   • es
     • momento en que las reacciones directa e inversa transcurren a la misma velocidad(dibuji)
     • las concen-tracionesde productos y reactivos permanecen constantes(dibujo)
   • caracteristicas
     • dinamico
       • ambos procesos (directo e inverso), se producen continuamente y a la misma velocidad
     • eversible
       • ocurren dos procesos inversos.
   • tipos
     • ionico
       • presencia de iones en la reacción
     • molecular
       • no hay iones en la reacción
     • homogeniea
       • cuando todas las sustancias en la reacción se encuentran en la misma fase
     • heterogeneo
       • sustancias en diferente fase en la reacción

2. Princiio de Le Chatelier

   • Factores que afectan el equilibrio químico
     • la cantidad de algún reactivo o producto
       • Si se incrementa un reactivo, el sistema lo consumirá parcialmente, favoreciendo el sentido directo de la reacción.
       • Si se incrementa un producto, el sistema lo consumirá parcialmente, favoreciendo el sentido inverso de la reacción.
     • temperatura
       • Si se incrementa la temperatura, se favorece el sentido endotérmico de la reacción.
       • Una disminución de la temperatura, favorece el sentido exotérmico de la reacción.
     • Variación de la Presión
       • Si aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, el sistema se desplaza hacia donde hay menor número de moles.
       • Si disminuye la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, el sistema se desplaza hacia donde hay mayor número de moles.
     • vairación del volumen
       • Si disminuye el volumen de un sistema gaseoso en equilibrio, el sistema se desplaza hacia donde hay menor número de moles.
       • Si aumenta el volumen de un sistema gaseoso en equilibrio, el sistema se desplaza hacia donde hay mayor número de moles.
     • Efecto del catalizador
       • incrementa la velocidad de ambas reacciones (la directa y la inversa) pero no produce ningun desplazamiento en equilibrio , no modifica la composición en el equilibrio y no afecta el valor de la constante de equilibrio (K)
   • “Si se modifica alguna de las variables de la reacción esta se dirige a la izquierda o a la derecha con el objeto de contrarrestar tal variación”

3. Cálculo de las concentraciones en el equilibrio

   • Determinar las concentraciones iniciales.
   • Hacer el análisis estequiométrico: expresar las concentraciones de equilibrio de todas las especies en términos de las concentraciones iniciales y una sola variable x que representa el cambio de concentración
   • Escribir la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones de equilibri
   • Si se conoce el valor de la constante de equilibrio, despejar y obtener el valor de x
   • Calcular las concentraciones de equilibrio

4. Mezcla heterogenea

   • cumple
     • k= en actividades (formula

5. ·

   • mezcla homogenea
     • constante de equilibrio termodinámica(k)
       • expresa
         • la relación entre las actividades de los reactivos y los productos cuando la reacción ha alcanzado el equilibrio.
       • kP
         • reacciones que involucran solo gases
         • cumople
           • diapo14
         • las activiIDADES SON LAS PRESIONES
       • kC
         • Para reacciones en soluciones líquidas,
         • las actividades de las sustancias se expresan en molaridades
         • CUMPLE
           • DIAPO17
       • kX
         • diapo27
           • donde
       • ES
         • un indicador de cuan favorecida esta la formación de un producto a una temperatura dada
       • SI
         • K >>>1
           • los productos son más abundantes que los reactivos en el equilibrio
         • K <<< 1
           • ->, los reactivos son más abundantes que los productos en el equilibrio
         • k)1
           • igualmentefavorecidos productos yreactios
       • ΔG = ΔG°+ RTlnQ En el equilibrio, la energía libre deja de cambiar por lo tanto ΔG = O y Q tiene un valor constante. A esta constante se le denomina constante de equilibrio (K)
         • si
           • Q < K:
             • el sistema no se encuentra en equilibrio y para alcanzar el equilibrio los reactivos deben transformarse en productos.
           • Q>K
             • el sistema no se encuentra en equilibrio y los productos deben transformarse en reactivos
         • cumoke
       • se cumple
         • Kp= Kc(RT)Δn
         • Kp= Kxp ELEVADOΔn

6. Grado de reacción o conversión (α)

   • α= cantidad del reactivo que ha reaccionado/ cantidad inicial del reactivo
   • indican
     • que fracción de la sustancia se ha consumido o reaccionado
   • procentake de reaaccion
     • %α= α* 100

7. Variación de la constante de equilibrio con la temperatura

   • van hoff

8. EQUILIBRIO IONICO

   • TEOTRIA ACIDOS Y BASE
     • 1) Definición de Arrhenius
       • acido
         • : sustancia que al disolverse en agua libera o produce iones H+ (protones)
         • base
           • Sustancia que al disolverse en H2O en agua libera o produce iones hidroxilo (OH-)
     • de Bronsted-Lowry
       • a
         • sustancia que puede donar un protón a cualquier otra sustancia
       • b
         • ustancia capaz de aceptar un protón
       • ac
         • especie que resulta de la adición de un protón a una base de Bronsted.
       • bc
         • la especie que resulta cuando un ácido pierde un protón
   • Fuerza relativa de ácidos y bases
     • Depende del grado de ionización o de formación de iones en solución
       • BASES
         • fuertre
           • Los hidróxidos de los metales de los grupos 1A y 2A de la tabla periódica (excepto Be y Mg)
           • electrolitos fuertes que se ionizan completamente en agua
         • debil
           • si la disociación de la base es parcial
           • forman un sistema en equilibrio cuando se disuelven en agua
           • 25
           • La expresión de la constante de equilibrio, en términos de concentraciones se denomina Kb , constante de disociación básica(26)
         • Cuanto más fuerte es una base más débil es su ácido conjugado.
     • ACIDOS
       • DEBIL
         • disociación del ácido es parcial
         • forman un sistema en equilibrio cuando se disuelven en agua
         • constante de equilibrio, en términos de concentraciones se denomina Ka , constante de disociación ácida
           • 21
         • 19
       • Fuerte
         • se ionizan completamente
         • ...
       • Cuanto mas fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada.
   • AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
     • reacción ENTRES DOS MOLÉCULAS DE AGUA que genera concentraciones muy bajas de iones H3O+ (hidronio) y OH- (hidróxilo)
     • agua tiene una baja conductividad
     • la autoioni- zación del agua es descrita cuantitativamente por una constante de equilibrio:
       • Kw = [H3O+ ][OH- ](39) su valor
     • al añadir ácido
       • se cumple
         • [H3O+ ] > 1 * 10-7 > [OH- ]
     • al añadir uan base
       • umple
         • [H3O+ ] > 1 * 10-7 > [OH- ]

9. la escala de ph

   • ph
     • pH = -log [H3O+
     • pH indica la acidez de una solución
   • poh
     • pH = -log [OH-
   • en soluciones acidas
     • ph menor que 7
   • en solcuoiones basicas
     • h mysor a 7
   • cumple
     • pKw = 14 = pH + pOH

10. SALES

    • compuestos iónicos formados por la reacción entre un ácido y una base (reacción de neutralización)
    • se disocian completamente en sus iones cuando se disuelven en agua
    • Hidrólisis de una sal
      • Es la reacción del catión o el anion de una sal con el agua.
      • solo ocurre cuando el catión o el anión de la sal provienen de un ácido o una base débil.
      • BASE FUERTE Y ACIDDO FUERTE
        • estas sales se ionizan completamente.
        • no afecta el PH
        • sus iones nno reaccionan con el agua
      • BASE FUERTE Y ACIDO DEBIL
        • 1. Se ioniza completamente:
        • 2° Se hidroliza el ion que proviene del ácido débil:
        • La contsnate esKh= Kw/Ka= Kb
      • BASE DEBIL U ACIDO FUERTE
        • 1. Se ioniza completamente
        • 2° Se hidroliza el ion que proviene del ácido débil:
        • La contsnate esKh= Kw/Kb= Ka
    • Efecto del ion común
      • OLO AFECTA A LOS EQUILIBRIOS
      • Este efecto repercute en el valor de α y el pH de
      • Es el desplazamiento del equilibrio por la adición de un ion en común con las sustancias presentes en la solución.
    • soluiiones buffer
      • : soluciones que mantienen el valor del pH de un sistema aproximadamente constante.
      • debe cumplir los siguientes requisitos:
        • ebe contener dos sustancias: un ácido capaz de reaccionar con los iones OH- agregados y una base que pueda consumir los iones H3O+ adicionados.
        • El ácido y la base no deben reaccionar el uno con el otro y tampoco con los componentes del sistema que se quiere amortiguar
      • Las soluciones buffer se preparan mezclando:
        • i) un ácido débil HA y la sal de su par conjugado A- ii)
        • una base débil B y la sal de su par conjugado BH+